CAPÍTULO 16 Equilíbrio Ácido-Base

1. CAPÍTULO 16Equilíbrio Ácido-Base Danilo Carlos Ferreira Costa 14236 EHD Rodolfo Besenbruch 14245 EHD Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

2. Tópicos Abordados: • Conceitos de ácido e base: Arrhenius, Brönstead-Lowry, Lewis • Auto-ionização da água • Escalas de pH • Indicadores ácido-base • Ácidos e bases: fortes e fracos • Ka, Kb, Kw e Auto-ionização da água • Caráter anfótero das aminas

3. Química é Vida! • Influência do pH na capacidade de sustento de um meio aquático para suportar a vida. • Para onde vão os poluentes do ar? E da água? • A velocidade das reações em nossos corpos. • Possibilidade de formar certos compostos a partir do deslocamento de equilíbrio. • Coloração de certas flores depende do pH do solo.

4. Definição de Arrhenius • Svante Arrhenius definiu ácido como a substância que em meio aquoso libera íons H+ • HCl(aq) + H2O → H+ + Cl- • Também possuem sabor azedo (acidus = azedo em latim) • Já as bases são definidas como os compostos que em meio aquoso liberam íons OH- • Possurem sabor adstringente • NH3 (aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)

5. Conceito de Brönsted-Lowry • Os químicos Johannes Brönsted e Thomas Lowry desenvolveram um novo conceito de ácido e base: transferência de H+ (prótons) • H+ é representado também como H3O+, (hidrônio ou hidroxônio) • ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem esses H+. • HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-(aq) • HCl é o ácido, pois doa H+, enquanto H2O é a base, pois recebe o H+.

6. Par Ácido-Base Conjugados • Base conjugada é o produto resultante, quando um ácido de Brönsted-Lowry perde um H+, e um ácido conjugado é o produto de uma base de Brönsted-Lowry que recebe um H+. • HX(aq) + H2O(l) → X- + H3O+(aq) • HNO2 (aq) + H2O(l) → NO2-(aq) + H3O+(aq) • Mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada. • Mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado.

7. Força de Ácido e Bases Conjugados

8. Auto-Ionização da Água • A água até certo ponto se ioniza, formando OH- e H+ (H3O+). A constante que define estas proporções é chamada constante do produto iônico da água Kw. • Kw = [H+] [OH-] = 1.10-14 • A cada 109 moléculas de água, apenas duas acabam ionizadas.

9. Escala de Ph • Sörensen em 1909 sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, o pH (pondus hydrogenii ) • pH = -log[H+ ] ou colog[H+ ] • A 25ºC, pH menor que 7 é ácido, maior é base e igual é solução neutra. • [H+ ]= Kw/[OH-]

10. Hydrangea macrophylla • A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos alcalinos são rosa.

11. Indicadores Ácido-Base

12. Ácidos Fortes e Bases Fortes • Ácidos fortes são eletrólitos que se ionizam completamente em solução aquosa. HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4. Suas bases conjugadas tem basicidade desprezível. • Bases fortes são da família dos metais alcalinos e alcalino-terrosos.

13. Ácidos Fracos • A maioria das substâncias ácidas são fracas e estão parcialmente ionizadas em solução aquosa. Podemos quantificar o grau de ionização de um ácido pela constante de equilíbrio da reação. • Se HA é fraco: HA(aq) + H2O(l) → H30+(aq) + A-(aq) HA(aq) → H+(aq) + A- (aq) Ka = [H3O+] [A-]/[HA] Ka = [H+ ] [A-]/[HA]

14. Ácidos fracos • Onde o Ka é a constante de dissociação do ácido. É a tendência do átomo de H se ionizar. • Quanto maior o Ka, mais forte o ácido. • Muitos ácidos fracos são compostos orgânicos constituídos apenas de C, H e O.

15. Ácidos Fracos

16. Exercício resolvido(adaptado de COMO FAZER 16.10) • Uma solução de ácido fórmico HCHO2 a 0,10 mol/L tem pH = 2,38 a 25ºC. Calcule o Ka. Calcule a percentagem de ácido ionizado nesta solução. • HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2(aq) • Ka= [H+] [CHO2-]/[HCHO2] • Pela definição de logaritmo, [H+] = 4,2 x 10-3 • Ka = (4,2 x 10-3) (4,2 x 10-3) / 0,10 = 1,8 x 10-4 • [H+] / [HCHO2] x 100% = 4,2%

17. Bases Fracas • Muitas substâncias dissolvidas em água comportam-se como bases fracas (NH3). • Base fraca + H20 → ácido conjugado + OH- • NH3 + H20 → NH4+ + OH- • Kb = K[H2O] = [NH4+][OH-]/[NH3] • Kb é a constante de dissociação da base • Tipos de bases fracas: amônia e aminas

18. Relação entre Ka e Kb • NH4+ → NH3 + H+ NH3 + H2O → NH4+ + OH- • H2O → H+ + OH- • Ka x Kb = Kw • O produto da constante de dissociação de um ácido pela constante de dissociação da sua base conjugada é igual ao produto iônico da água.

19. Propriedades Ácidas ou Alcalinas de Soluções Salinas • Sais provenientes de base forte e ácido forte (NaOH, HCl) têm pH = 7. • Sais provenientes de base forte e ácido fraco (NaClO, Ba(C2H3O2)2) têm pH > 7. • Sais de base fraca e ácido forte (NH4Cl, Al(NO3)3) têm pH < 7. • Sais de base fraca e ácido fraco (NH4CN, FeCO3) apresentam o pH da parte mais forte, seja ácido ou básico.

20. Comportamento Ácido ou Básico e Estrutura Química • Fatores que afetam a força de um ácido: • Polaridade H-X apolar, H-C neutra. • Força da ligação H-F (muito forte, porém com alta energia). • Estabilidade da base conjugada (quanto maior a estabilidade, mais forte o ácido).

21. Ácidos e Bases de Lewis • Lewis formulou seu conceito de ácido e base a partir da doação de elétrons. • Ácido recebe elétrons e base doa elétrons. • Conceito mais amplo. Outras espécies podem ser consideradas ácidas, como o BF3.

22. Comportamento Anfótero dos Aminoácidos • Unidades básicas das proteínas • Possuem caráter ácido (ácido carboxílico) e básico (amina) • Glicina: H- CH(NH2) - COOH • Alanina: CH3 - CH(NH2) - COOH

23. Comportamento Anfótero dos Aminoácidos • O COOH pode atuar como ácido e o NH2 como base, ocorrendo dentro da molécula uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry.

24. Referências Bibliográficas • Brown, LeMay,Bursten. Química: A Ciência Central, 7ª. e 9ª. edições, Pearson • Masterton, Slowisnki, Stanitski. Princípios de Química. LTC. 6ª. edição • www.wikipedia.org